【課件】第三章第一節(jié)++第1課時(shí)++水的電離高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第二節(jié)水的電離和溶液的pH

第1課時(shí)

水的電離[思考與討論]實(shí)驗(yàn)測(cè)得：pH＜7c(H+)＞1×10-7mol·L-1將1mL1×10-5mol·L-1的鹽酸，稀釋至1000mL。分別計(jì)算稀釋前、后溶液中的H+的物質(zhì)的量濃度及溶液的pH.c(H+)/mol·L-1溶液pH稀釋前稀釋后1×10-51×10-858[任務(wù)1]尋找證明水的電離很微弱的證據(jù)活動(dòng)1水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)[資料]水的電導(dǎo)率測(cè)試μS/cm

精確的電導(dǎo)性實(shí)驗(yàn)表明，純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。電導(dǎo)率儀[活動(dòng)2]測(cè)定純水的pH（常溫）pH試紙使用方法將pH試紙放在玻璃片上，用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在pH試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行對(duì)照，讀出所測(cè)溶液的pH。廣泛pH試紙精密pH試紙測(cè)定結(jié)果：常溫下，純水的pH=7[活動(dòng)3]依據(jù)常溫下水的pH=7，計(jì)算常溫下水中的H+和OH-的濃度，以及水的電離度。設(shè)水的體積為1L，則n(H2O)=1000g18g·mol-1=55.6molc(H2O)=55.6mol1L=55.6mol·L-1c(H2O)=c(H+)=10-pH=10-7mol·L-1發(fā)生電離的水的濃度：55.6mol·L-110-7mol·L-1電離度α=×100%≈1.8×10-9×100%微弱電離！水的電離平衡水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。純水中存在著電離平衡：H2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH簡(jiǎn)寫：新的常數(shù)水的電離平衡H2OH++OH

-當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離平衡常數(shù)K的表達(dá)式為：K=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)K·c(H2O)=水的離子積常數(shù)Kw，簡(jiǎn)稱水的離子積常數(shù)常數(shù)水的離子積常數(shù)Kw不同溫度下水的離子積常數(shù)t/℃0102025405090100KW/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5c(H+)·c(OH-)Kw=表達(dá)式：（1）

Kw只受溫度影響。溫度升高，水的離子積增大；（2）室溫（25℃）下，

Kw

=1.0×10-14；

100℃下，

Kw

=54.5×10-14≈1.0×10-12影響因素：[計(jì)算]常溫下，向純水中加入堿，計(jì)算下列各項(xiàng)：水的離子積常數(shù)Kw不僅適用于純水體系，也適用于稀的電解質(zhì)溶液c(NaOH)pH溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)水電離的c(H+)水水電離的c(OH-)水c(H+)·c(OH-)

0.001110.113Kw的表達(dá)式中c(H+)或c(OH-）是指體系中的H+濃度或OH-濃度水的電離平衡的影響因素操作變量Kw由水電離產(chǎn)生的c(H+)水由水電離產(chǎn)生的c(OH-)水溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)平衡移動(dòng)方向溶液pH升高溫度加鹽酸加入NaOH加入金屬Na加入FeCl3(s)H2OH++OH-?H>0水的電離平衡的影響因素操作變量Kw由水電離產(chǎn)生的c(H+)水由水電離產(chǎn)生的c(OH-)水溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)平衡移動(dòng)方向溶液pH升高溫度正移加鹽酸逆移加入NaOH逆移加入金屬Na正移加入FeCl3(s)正移H2OH++OH-?H>0[小結(jié)]水的電離平衡的影響因素H2OH++OH-?H>0（1）溫度升高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；（2）

酸、堿抑制水的電離，Kw不變；（3）外加能與H+、OH-

反應(yīng)的物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)水的電離，Kw不變。[學(xué)以致用]常溫時(shí)，將1mL1×10-5mol/L的鹽酸稀釋至1000mL，測(cè)得稀釋后溶液的pH為6.96。試分析：（1